1 Átomos polielectrónicos (2)Décimo Tercera Sesión Átomos polielectrónicos (2)

2 Aproximación de HartreeAproximación de campo central Aproximación de electrones independientes Aproximación orbital

3 Niveles de energía. Átomos polielectrónicosE=E(n,l) Panorama general, hay que calcular para cada átomo 3

4 Efecto anormal de ZeemanOtto Stern ( ). Premio Nóbel 1943. Walther Gerlach ( ) 4

5 Efecto anormal de Zeeman (2)Aún sin la presencia de un campo magnético había líneas del espectro que se desdoblaban. En presencia de un campo magnético había más líneas que las esperadas para los valores de m. 5

6 Efecto anormal de Zeeman (3)George Uhlenbeck ( ). Samuel Goudsmit (1902–1978). 6

7 Efecto anormal de Zeeman (4)Propusieron que el efecto anormal de Zeeman se explicaba por el spín de los electrones. 7

8 Efecto anormal de Zeeman (5)Este es un resultado que no predice la resolución de la ecuación de Schrödinger, pero si la de Dirac (efecto relativista). 8

9 Principio de ExclusiónWolfgang Ernst Pauli ( ). Premio Nóbel en 1945. 9

10 Principio de Exclusión (2)En un sistema químico no puede haber dos electrones con la misma energía, al menos difieren en la energía debida al campo magnético de espín. 10

11 Orbitales Orbitales naturales: Dependen de n, l y m.Orbitales de espín: Dependen de n, l, ml y ms. 11

12 Orbitales Orbitales naturales: Dependen de n, l y m. Pueden describir a dos electrones, uno con espín  y otro con espín . Orbitales de espín: Dependen de n, l, ml y ms. Describen a un solo electrón. 12

13 Principio de Exclusión (3)En un sistema químico no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. 13

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16 32 50 16

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18 Configuraciones electrónicas18

19 Configuraciones electrónicasDentro del esquema de Schrödinger se acostumbra describir un átomo por medio de la configuración electrónica de su estado fundamental o estado base. El estado fundamental o base es aquel en que el átomo toma el mínimo valor posible para su energía electrónica es decir, donde la suma de las energías individuales de cada uno de los electrones es un mínimo. 19

20 Configuraciones electrónicas (2)Escribir la configuración electrónica del estado basal de un átomo significa asignar a cada electrón sus cuatro números cuánticos de tal manera que se obtenga el mínimo de energía. 20

21 Principio de Construcción“Aufbau” Si se desea conocer la configuración electrónica del estado fundamental del elemento con número atómico Z, es necesario conocer la configuración electrónica del estado fundamental del elemento con número atómico Z-1 y asignar, al nuevo electrón, los valores de los números cuánticos correspondientes al estado de menor energía disponible. 21

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24 Regla de las DiagonalesEs una regla nemotécnica para recordar la secuencia de energías de los orbitales, debida al científico mexicano Jaime Keller Torres ( ), quien la propuso en 1955. 24

25 Regla de las Diagonales (2)Se ordenan los orbitales en columna en orden creciente de número cuántico principal n y en renglón en orden creciente de número cuántico azimutal l. Enseguida se trazan líneas diagonales de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda que determinan el orden de energía de los orbitales 25

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30 Core 30

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34 Primera Regla de Hund El término de mayor multiplicidad tiene menor energía. M=2S+1 S- espín total 34

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44 Excepciones <=Lleno 4d y vacío 5s Cr [Ar]4s1 3d5<= Capas s y d semillenas Cu [Ar]4s1 3d10 <= Prefiere llenar d, dejando s con 1 Nb [Kr]5s1 4d4 <= El 5s y el 4d están muy cercanos en energía Mo [Kr]5s1 4d5 <= Parecido al Cr. Ru [Kr]5s1 4d7 <= 5s semillena Rh [Kr]5s1 4d8 Pd [Kr]5s0 4d10 <=Lleno 4d y vacío 5s Ag [Kr]5s1 4d10 <=Semilleno 5s y lleno 4d 44

45 ¿Qué átomos neutros se están indicando con las siguientes configuraciones electrónicas (no necesariamente del estado basal)?: [Ar]4s23d1 [Kr]4d45s2 [Kr]5s25p1 1s22s23s1 Presente las razones de su respuesta.

46 Propiedades Periódicas de los Elementos46

47 “La Tabla Periódica (los elementos y la estructura atómica)”Librito: “La Tabla Periódica (los elementos y la estructura atómica)” 47

48 Ley Periódica Dimitri Ivánovich Mendeleiev ( ) 48

49 Ley Periódica (2) “Las propiedades de los elementos químicos dependen periódicamente de sus números atómicos” (pesos atómicos, según la definición original de Mendeleiev) 49

50 Tabla Periódica Larga 50

51 Tabla Periódica Larga (2)51

52 Alrededor de 30 propiedades de los elementos muestran periodicidad52

53 Propiedades Periódicas 1Radio atómico Radio iónico Volumen atómico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad 53

54 Propiedades Periódicas 2Valencia y número de oxidación Potencial estándar de óxido-reducción Densidad Puntos de ebullición y fusión Calores de evaporización, sublimación y solvatación 54

55 Propiedades Periódicas 3Dureza Maleabilidad Comportamiento magnético Energía de enlace Coeficiente de expansión térmica Índice de refracción 55

56 Propiedades Periódicas 4Espectro óptico (Visible, UV y RX) Conductividad térmica y eléctrica Etc. 56